Водород. Изотопы водорода. Свойства водорода. Получение и применение водорода. Гидриды

Магнии получают электролизом расплава MgCl: MgCl2 = Mg + Cl2 или металлотермическим и углетермическим методами. В первом случае из прокаленного доломита CaO*MgO магний восстанавливают ферросилицием или алюминием в электропечах: 2MgO + Si = Si02 + 2Mg. Во втором - восстановителем служит уголь: MgO + С = СО + Mg.

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида, а барий и стронций - из оксидов методом алюмотермии: ЗЭО + 2Аl = Аl203 + ЗЭ.

В настоящее время из-за высокой стоимости технологического процесса радиоактивный радий, используемый в различных научных и промышленных целях, не выделяется из урановых руд, где он находится в виде примеси. Его заменяют искусственно полученными радиоактивными изотопами.

Основная область применения магния - производство сверхлегких сплавов, в которых главными легирующими элементами являются Al, Zn и Мn. Эти сплавы получили название "электрон". Они используются в ракетной технике, авиа- и автомобилестроении. Много магния и кальция расходуется для магнийтермического получения Ti, V, Zn, U и других металлов.

Широко применяются и соединения щелочноземельных металлов; СаС2 (в производстве ацетилена), СаО (получение хлорной извести), Са(ОН)2, СаСОз, CaS04*2H20 (строительство). Главное применение стронция и бария - газопоглотители электровакуумных приборов. Титанат бария ВаТiO3 применяется в производстве диэлектриков, пьезо- и сегнетоэлектриков.

Элементы IIА группы кальций и магний играют важную биологическую роль в жизни живых организмов, так как они во многом определяют процессы обмена веществ (метаболизм).

Ионы Mg входят в состав ферментов-катализаторов окислительно-восстановительных и гидролитических реакций. Хлорофилл, вещество необходимое для жизни растений, представляет собой комплексное соединение магния с органическим лигандом-порфирином.

Ионы Са участвуют в процессах создания структуры клеточных стенок и контролируют их деятельность. Они регулируют пусковые механизмы процессов жизнедеятельности и участвуют в механизме их физиологического контроля. Соли кальция необходимы для формирования зубов и костей.

Концентрация ионов Mg внутри клеток организма человека и животных выше, чем вне клеток, а содержание ионов Са наоборот, выше вне клеток и ниже внутри. Поэтому ионы Са активизируют внеклеточные ферменты, а ионы Mg - внутриклеточные.

29//Металлы 1 группы. Нахождение в природе. Получение и применение. Электронное строение и закономерность изменения свойств атомов (размер, энергия ионизации, электроотрицательность). Положение щелочных металлов в ряду стандартных электродных потенциалов.
Атомы элементов этой группы имеют один электрон на внешнем ns-уровне.

Щелочные элементы в виде простых веществ представляют собой легкие, легкоплавкие металлы.

Температуры плавления и кипения плавно понижаются от Li к Cs.

Непрочность кристаллической решетки щелочных металлов обусловлена большим размером атомов и малым числом валентных электронов.

Все ns-электроны, принимающие участие в образовании металлической связи, находятся в зоне проводимости, и нет электронов, которые могли бы дополнительно осуществлять ковалентную связь металл-металл.

Появление ковалентной составляющей в химической связи приводит к упрочнению кристаллической решетки, а, значит, к повышению температуры плавления плотности и твердости.

Слабое межатомное взаимодействие в щелочных металлах обусловливает также их низкую плотность и твердость.

Все щелочные металлы очень мягкие. Даже самый твердый из них литий режется ножом.

Щелочные металлы имеют отрицательные стандартные электродные потенциалы, большие по абсолютной величине, т.е. являются сильными восстановителями. . Их химическая активность закономерно увеличивается с ростом радиуса атома от Li к Cs.

Некоторые характеристики элементов 1 А группы

Li Na К Rb Cs

Свойство

Электронная конфигурация 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1

Атомный радиус, нм 0,157 0,192 0,236 0.253 0,274

Ионный радиус, нм 0,076 0,102 0,138 0,152 0,167

Энергия ионизации, кДж/моль 1317 520 496 419 403

Электроотрицательность 0,97 1,01 0,91 0,89 0,86

Степени окисления 0,+1 0,+1 0,+1 0,+1 0,+1
Литий - редкий элемент. Его содержание в земной коре составляет 0,005 мас.%. По распространенности он занимает 29 место.

Литий в малых количествах входит в состав каменных углей, почв, морской воды, алюмосиликатов. Промышленным минералом лития является сподумен Li[AlSi2O6].

Литий имеет небольшой размер атома и поэтому его свойства несколько отличаются от свойств других щелочных металлов.

Литий уступает им по химической активности, хотя значение его стандартного электродного потенциала наиболее отрицательно. Это обусловлено большой энергией гидратацией иона Li.

В отсутствие сольватируюших растворителей, например, в расплавах, значение электродного потенциала лития отвечает его меньшей химической активности.

Соединения лития по своей химической природе, например, по растворимости, термической устойчивости, похожи на соединения магния, что является проявлением диагонального сходства в периодической системе.

Литий - серебристо-белый металл, самый лёгкий среди щелочных металлов.

Получают литий обычно при электролизе расплавов галогенидов: 2LiГ = 2Li + Г2.

Литий находит применение в металлургии как легирующая добавка при создании новых металлических материалов.

Изотоп 6Li является промышленным источником получения трития.

Жидкий металлический литий используется как теплоноситель в ядерных реакторах.

Фторид и хлорид лития применяются как флюсы (вещества, необходимые для образования шлаков) при производстве многих металлов и сплавов.

Среди щелочных металлов Na и К по содержанию в земной коре являются одними из самых распространённых (Na - 2,4 маc.%, К - 2,35 маc.%), а тяжёлые Rb и Cs относятся к редким элементам.

Натрий и калий входят в состав всех силикатных пород, таких, как, например, альбит Na2[Al2Si6O16] и ортоклаз K2[Al2Si6016].

Из минералов наиболее важны каменная соль NaCl, мирабилит Na2S04*10Н2О, сильвинит KCl*NaCl, карналлит KCl*MgCl2*6H20.

Для цезия известен минерал поллуцит Cs[AlSi2O6], рубидий часто изоморфно замещает калий в сильвините и карналите.

Радиоактивный элемент франций получают искусственно.

Все щелочные металлы, кроме франция, входят в состав животных и растительных организмов.

Элементы IA группы от Na до Cs, в отсутствии воздуха, серебристо-белые или желтоватые металлы с характерным металлическим блеском. Все они мягкие, имеют высокую пластичность и электропроводность.

Натрий и калий легче воды, а цезий и рубидий в два раза тяжелее. Температуры плавления металлов невысокие и уменьшаются по подгруппе.

В промышленности щелочные металлы чаще всего получают электролизом расплавов их солей.

При получении Na электролитом служит смесь 40% NaCI и 60% СаСl2. На катоде образуется смесь натрия и кальция, из которой при охлаждении расплава сначала кристаллизуется Са, а затем Na.

Калий можно получить электролизом смеси К2СО3 и КСl, однако, более чистый металл (99,99%) в промышленности синтезируют по реакции: Na + KCl = К + NaCl.

Рубидий и цезий получают при электролизе расплавов галогенидов.

Металлические Na и К широко используются в металлургии при получении сплавов разных составов. В частности, сплав натрия со свинцом применяется в синтезе тетраэтилсвинца. В металлотермии оба металла используются для восстановления Ti, Та, Zr из их хлоридов.

Пероксиды натрия и калия применяются в процессах неогранического н органического синтеза.

Рубидий и цезий часто применяются в фотоэлементах и фотоэлектронных умножителях.

30/

С водой реагирует подобно прочим гидридам: 2LiH + 2H20 = 2LiOH + H2.

Подобно магнию, литий при взаимодействии с кислородом образует оксид Li2O - белое кристаллическое вещество с преимущественно ионным типом связи. Он обладает основными свойствами, медленно реагирует с водой, образуя гидроксид лития: Li20 + H20 = 2LiOH.

Растворимость гидроксида лития значительно меньше, чем у гидроксидов других щелочных металлов. Гидроксид лития, подобно гидроксиду магния, при нагревании разлагается на оксид и воду: 2LiOH = Li20 + Н20.

При взаимодействии с кислотными и амфотерными оксидами, а также с кислотами оксид лития и гидроксид лития образуют соли:

Li20 + 2HCI = 2LiCl + Н2O LiOH + HCI = LiCl + H2O

Li20 + С02 = Li2CO3 2LiOH + CO2 = Li2C03 + H2O

Li20 + Al203 = 2LiAlO2 2LiOH + Al203 = 2LiAlO2 + H2O.

Соли лития в своём большинстве растворимы в воде. Нерастворимыми, как и у магния, являются фторид, сульфат и карбонат.

Получают LiOH электролизом водного раствора хлорида лития.

При нагревании в атмосфере водорода натрий и его соседи по группе образуют гидриды МеН, имеющие характер типичных солей. Все они в химических реакциях проявляют свойства сильных восстановителей. При нагревании гидриды начинают постепенно разлагаться на простые вещества ещё до начала плавления.

С водой гидриды реагируют с образованием гидроксидов. Окисление гидридов кислородом воздуха также приводит к получению гидроксидов: 2МеН + O2 = 2МеОН.

Щелочные металлы от Na до Cs могут образовывать с кислородом следующие соединения: оксиды Э2О, пероксиды Э2О2, надпероксиды ЭO2, озониды ЭО3.

При горении на воздухе натрий образует, в основном, пероксид: 2Na + O2 = Na202, а К, Rb и Cs надпероксиды: К + О2 = К02.

Получение всех прочих кислородных соединений осуществляется специально разработанными методами.

Оксиды - белые Na2O и К2O, жёлтый Rb2O и оранжевый Cs2O - химически очень активные вещества, реакционная способность которых увеличивается от Na2O к Cs2O.

С водой оксиды взаимодействуют с образованием гидроксидов: Э2O + Н2O = 2ЭОН.

Пероксиды и надпероксиды - являются сильными окислителями. Они легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:

Na202 + 2Н20 = 2NaOH + Н202

2К02 + 2Н20 = 2КОН + Н202 + 02

2К02 + 2НСl = 2КСl + Н202 + 02.

Реакция взаимодействия пероксида натрия с водой используется при отбеливании различных материалов.

Пероксиды и надпероксиды способны поглощать углекислый газ, выделяя при этом кислород:

2Na202 + 2С02 = 2Na2C03 + 02

4К02 + 2С02 = 2К2С03 + 302, что позволяет использовать их как источник кислорода в противогазах и в таких закрытых системах, как подводные лодки и космические корабли.

Озониды - кристаллические вещества красного цвета, обладающие свойствами очень сильных окислителей. Они образуются при действии озона на щелочные металлы или их гидроксиды:

К + 03 = К03

4КОН + 403 = 4К03 + 2Н20 + 02.

Озониды разлагаются водой с выделением кислорода: 4К03 + 2Н20 = 4КОН + 503.

Гидроксиды металлов подгруппы натрия ЭОН - бесцветные твёрдые вещества, очень гигроскопичные, хорошо растворяются в воде и в спирте. Растворимость в воде увеличивается от NaOH к CsOH.

Водные растворы гидроксидов - сильные основания (щёлочи), причем CsOH - самое сильное из неорганических оснований. В отличие от гидроксида лития при нагревании они возгоняются без разложения.

Щёлочи NaOH и КОН в большом количестве используются в промышленности при производстве мыла, красок, целлюлозы и т. д. Главным способом их получения является электрохимический.

Производство КаОН основано на электролизе концентрированного водного раствора хлорида натрия с использованием графитового анода и стального катода. При этом на катоде выделяется водород: 2H2O + 2e = H2 + 2OH-, а на аноде - хлор: 2Cl- - 2e = Cl2. В растворе образуется шёлочь, которую переводят в твердое состояние упариванием.

Из химических способов получения NaOH наиболее известен устаревший ныне "известковый" способ или "каустификация соды". В его основе лежит реакция взаимодействия соды с гашеной известью: Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3.

Соли щелочных металлов, как правило, представляющие собой бесцветные вещества с ионной связью, хорошо растворимы в воле. В водных растворах солей катионы щелочных металлов не гидролизу клея.

Практически важными солями являются Na2CO3 - кальцинированная сода, её кристаллогидрат Na2CO3*10H2O; NaHCO3 питьевая сода, К2СО3 - поташ, KNO3, KNa2С2H4O6*4H20 - сегнетова соль (пьезоэлектрик).

31//

общая характеристика переходных металлов. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Оксиды и гидроксиды (кислотно-основные свойства). Комплексные соединения переходных металлов (примеры).

Cu [Ar] 3d^9 4s^1 – Cu^2+ 3d^9 [Ar]

Aг [Xe] 4f^14 5d^10 6s^1 – Au^3+ 4f^14 5d^9 [Xe]

Общие свойства:

1. Высокая прочность за счет d-связывания, высокие температуры кипения и плавления

2. Элементы проявляют различные степени от +1 до номера группы. Однако у элементов 1-ого ряда часто СО +2, +3 более важны, чем соединения высшей СО. В химии металлов 2 и 3 групп СО +2 и +3 большого значения не имеют, а высшие СО значительно более устойчивы. В первом ряду устойчивость высших степеней уменьшается от Sc к Fe (для Ni и Co не получены соединения высших СО).свойства элементов первого ряда сильно отличаются от второго и третьего, поэтому рассмотрим их отдельно.

3d-элементы: у Sc высшая и единственная СО +3. У Ti преобладает +4, хотя известны и +2, и +3 – но они сильные вос-ли. среди V, Cr, Mn CО + 2 устойчива только у Mn, у Cr это +3, а у V это +4. Соединения +5, +6, +7 этих элементов – очень сильные окислители. У Fe высшие СО еще менее устойчивы и еще более сильные окислители. Далее от Co до Zn растет устойчивость СО +2.

4d- и 5d-элементы: соединения в низкх со изучены плохо, т.к. они имеют кластерное строение (несколько атомов одного и того же элемента связываются между собой). Стабилизация и устойчивость высшей СО растет по группе вниз.

3. Изменение атомного радиуса происходит по ряду и группе. В первом ряду радиус уменьшается от Sc к Fe и от Zn к Fe. От Hf к Zr радиус уменьшается из-за лантаноидного сжатия, а от Ti к Zr он возрастает.

4. Кислотно-основные характеристики оксидов и гидроксидов зависят от степени окисления элемента. При Со +1, +2 – преобладают основные свойства, при СО > +4 – кислотные, соединения с СО +3, +4 амфотерны.

5. Переходные металлы способны образовывать комплексы. Честно – не знаю как это кратко описать

32//

Ti, Zr, Hf, (Rf) (n-1)d^2 ns^2

1. Степени окисления: Ti +4, +3, (+2); Zr +4, (+3, +2); Hf +4, (+3, +2). Устойчивость СО +4 падает в этом ряду. Радиусы атомов увеличивается так: Ti -> Zr <-Hf. Энергия ионизации растет. Для Ti характерно координационное число 6 реже 4, для Zr и Hf кроме того – 7 и 8.

2. В виде простых веществ это серебристо-белые металлы. T кипения и плавления возрастают. Эти металлы используются в промышленности. Ti очень легкий металл, Zr не поглощает нейтроны и его используют для оболочек реакторов.

3. Взаимодействие с кислотами:

HCl, H2SO4(р) – при комн.t не реагир., при нагревании: 2Ti + 6HCl = 2TiCl3 + 3H2 (TiCl3 – фиолетовый) Zr, Hf – не реагир.

HF: Э + 6HF = H2[ЭF6] + 2H2

HNO3(к) пассивирует эти элементы

H2SO4(к): мелкораздробленный при нагревании: Э + 5H2SO4 = H2[Э(SO4)3] + 2SO2 + H2O

4. Взаимодействие с щелочами

При комн.t не реагир. При нагревании с концентрир. Щелочью: Ti + 2NaOH + H2O = Na2TiO3 + 2H2

5. Соединения

СО +4. Оксиды TiO2, ZrO2, HfO2. Гидроксиды ЭО2*nН2О получают косвенным путем.

TiCl4 + 4NaOH = Ti(OH)4 + 4NaCl такие гидроксиды не растворяются в кислотах и щелочах.

Галогениды: TiCl4 – жидкость, TiCl4 + 3H2O = TiO2*H2O + 4HCl

СО +3. Оксид TiO3 и оснОвный гидроксид Ti(OH)3. TiCl3 + 3NaOH = Ti(OH)3 + 3NaCl

4Ti(OH)3 + O2 + 2H2O = 4Ti(OH)4

33///металлы 5 группы. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

V, Nb, Ta, (Db) (n-1)d^2 ns^3

1. Степени окисления: V +5, +4 (+3, +2) Nb +5, +4 (+3) Ta +5, +4 (+3). У V наиболее устойчивая +4, у Nb и Ta - +5. Радиусы атомов растут, но у Nb и Ta они почти равны. энергия ионизации также растет.

2. В виде простых веществ эти элементы серые тугоплавкие металлы. Tплавления и кипения растут.

3. Взаимодействия с кислотами.

HCl, H2SO4(k) не реагируют

HF: M + 12HF = 2H[MF6] + 5H2

HNO3(k), H2SO4(k) – только V: V + 6HNO3 = VO2NO2 + 5NO2 + 3H2O; V +6H2SO4 = (VO2)2SO4 + SO2 + H2O VO2^+ - ванадин-ион

4. С щелочами металлы не реагируют.

5. Соединения.

Оксиды М2О5: Nb2O5, Ta2O5 – не растворимы в воде. Кислотах, щелочах. V2O5 + H2O = 2HVO2 (метаванадиевая кислота) этот оксид обладает и кислотными и основными свойствами: V2O5 + 6NaOH = 2Na2VO4 + 3H2O (соль ортованадиевой ксилоты)V2O5 + 2H^+ = 2VO2^+ + H2O

Оксиды V2O3, VO – обладают только основными свойствами. V2O3 + 3H2SO4 = V2(SO4)3 + 3H2O; VO + H2SO4 = VSO4 + H2O

Оксислительно-восстановительные свойства: СО +5, +4 – VO3^-, VO2^+ - окислители, СО +3,+2 – V^3+, V^2+ - восстановители. Наиболее устойчивый VO^2+.

Цепь переходов: VO3^-(белый) -> VO2(желтый) -> VO^2+(синий) -> V^3+(зеленый) -> V^2+(фиолетовый)

34//металлы 6 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления. Физические и химические свойства. Химическая активность металлов. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Cr, Mo (n-1)d^5 ns^1, W 5d^4 6s^2 (перескок электрона)

1. Степени окисления: Cr +2, +3, +6; Mo +6, (+3); W +6,(+3). Атомный радиус возрастает, но у Mo и W почти равен, энергия ионизации растет.

2. В виде простых веществ это серовато-белые блестящие металлы. Температуры плавления и кипения возрастают.

3. Взаимодействие с кислотами

HCl: Cr + HCl = CrCl2(синий-голубой) + H2 (без доступа воздуха); 2Cr + 6HCl = 2CrCl3(зеленый) + 3H2 (на воздухе); Mo не реагирует.

Эти элементы не реагируют с H2SO4(k), HNO3(k), HNO3(р)

Mo (W) + 8HCl(HF) + 2HNO3 = H2Mo(W)Cl(F)6 + 2NO + 4H2O, Cr не реагирует.

4. Взаимодействие с щелочами: не реагируют

5. Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), WO3, MoO3 – устойчивы.

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде CrO4^2- -> Cr2O7^2-, при наличие OH-групп – наоборот. MoO3, WO3 с водой не реагируют. Слабые молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем.

Соли. В ряду CrO4^2-, MoO4^2-, WO4^2- возрастает устойчивость этой степени окисления и падают окислительные свойства. WO4^2- вольфрамат, MoO4^2- молибдат. Cr2O7^2- + 5I^- + 14H^+ = 2Cr^3+ + 3I2 + 7H2O; 5MoO4^2- + 10H^+ + SO3^2- = Mo5O14 + SO4^2- + 5H2O; 5WO4^2- + Zn + 12H^+ = W5O14 + Zn^2+ + 6H2O. Mo5O14, W5O14 – не растворимы, молибденовая и вольфрамовая синь.

Соединения СО + 3 (только Cr)

Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах

Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3-

Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+

Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-.

Соединения СО +2 (только Cr)

CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, воостановители.

35// оксиды и гидроксиды металлов 6 групы в высших степенях окисления. Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств.
Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), WO3, MoO3 – устойчивы.

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде 2CrO4^2- + 2H^+ = Cr2O7^2- + H2O, при наличие OH-групп – наоборот. MoO3, WO3 с водой не реагируют. Слабые молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем: 2KOH + WO3 = K2WO4 + H2O

Соли. В ряду CrO4^2-, MoO4^2-, WO4^2- возрастает устойчивость этой степени окисления и падают окислительные свойства. WO4^2- вольфрамат, MoO4^2- молибдат. Cr2O7^2- + 5I^- + 14H^+ = 2Cr^3+ + 3I2 + 7H2O; 5MoO4^2- + 10H^+ + SO3^2- = Mo5O14 + SO4^2- + 5H2O; 5WO4^2- + Zn + 12H^+ = W5O14 + Zn^2+ + 6H2O. Mo5O14, W5O14 – не растворимы, молибденовая и вольфрамовая синь.

Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные анионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде. Окислительные свойства производных Mo, W проявляютсялишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями.

36//

Хром реагирует с разб. HCl, H2SO4. Cr + HCl = CrCl2(синий-голубой) + H2 (без доступа воздуха); 2Cr + 6HCl = 2CrCl3(зеленый) + 3H2 (на воздухе); в конц. HNO3, H2SO4 – пассивируется.

Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3),

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде CrO4^2- -> Cr2O7^2-, при наличие OH-групп – наоборот. Соли. Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные анионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде.

Соединения СО + 3 –наиболее устойчивая.

Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах

Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3-

Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+

Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-.

Соединения СО +2

CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, сильные восстановители.

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3),

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде 2CrO4^2- + 2H^+ = Cr2O7^2- + H2O, при наличие OH-групп – наоборот. Соли. Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные анионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде.